Період 2 періодичної системи елементів

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до навігації Перейти до пошуку

До другого періоду періодичної системи належать елементи другого рядка (або другого періоду) періодичної системи хімічних елементів. Будова періодичної таблиці заснована на рядках для ілюстрації повторюваних (періодичних) тенденцій у хімічних властивостях елементів при збільшенні атомного номеру: новий рядок починається тоді, коли хімічні властивості повторюються, тобто елементи з аналогічними властивостями потрапляють до одного вертикального стовпчика. Другий період має більше елементів, ніж попередній: літій, берилій, бор, вуглець, азот, кисень, флуор і неон. Таке розташування пояснюється сучасною теорією будови атома.

Елементи[ред. | ред. код]

Елементи у періодичній таблиці[ред. | ред. код]

Хімічні елементи другого періоду
Група 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
I II III IV V VI VII VIII
Символ 3
Li 		4
Be 		5
B 		6
C 		7
N 		8
O 		9
F 		10
Ne

Електронні конфігурації[ред. | ред. код]

Lithium's electron configuration is 2, 1.
Літій
Beryllium's electron configuration is 2, 2.
Берилій
Boron's electron configuration is 2, 3.
Бор
Carbon's electron configuration is 2, 4.
Вуглець
Nitrogen's electron configuration is 2, 5.
Азот
Oxygen's electron configuration is 2, 6.
Кисень
Fluorine's electron configuration is 2, 7.
Флуор
Neon's electron configuration is 2, 8.
Неон
Хімічний елемент Група періодичної системи Електронна конфігурація
3 Li Літій Лужний метал [He] 2s1
4 Be Берилій Лужноземельний метал [He] 2s2
5 B Бор Металоїд [He] 2s2 2p1
6 C Вуглець Неметал [He] 2s2 2p2
7 N Азот Неметал [He] 2s2 2p3
8 O Кисень Неметал [He] 2s2 2p4
9 F Флуор Галоген [He] 2s2 2p5
10 Ne Неон Інертний газ [He] 2s2 2p6

Літій[ред. | ред. код]

Докладніше: Літій
Шматочки літію плавають у гасі

Літій (Li) — хімічний елемент з атомним номером 3, має два ізотопи:6Li і7Li. При нормальній температурі та тиску сріблясто-білий, м'який лужний метал з високою реакційною здатністю. Його щільність становить 0,564 г/см−3. Найлегший зі всіх металів і з найменшою густиною усіх твердих елементів.[1] Найпоширенішим у природі ізотопом є літій−7, позначається як7Li, становить 92,5% усього літію. Такий ізотоп складається з трьох протонів і чотирьох нейтронів.[2] Ізотоп літій-6, позначається6Li, теж стабільний, має три протона і три нейтрона. Ці два ізотопи складають весь природний літій на Землі, хоча штучно були синтезовані й інші ізотопи.[2] У іонних з'єднаннях літій втрачає електрон і стає позитивно зарядженим катіоном Li+.

За теорією, Li є одним з небагатьох елементів, синтезованих внаслідок Великого Вибуху, тому його зараховують до списку споконвічних елементів. Літій посідає 33 місце серед найпоширеніших елементів на Землі,[3] зустрічаючись у концентраціях від 20 до 70 мільйонних часток за вагою,[4] але через його високу реакційну здатность у природі він зустрічається тільки у вигляді з'єднань. Найбільш багатим джерелом літій-вмісних сполук є гранітні пегматити, а також сподумен і петаліт, які є найбільш комерційно доцільними джерелами цього елемента.[4] Метал виділяється електролітично з суміші хлориду літію і хлориду калію.

Солі літію використовуються у фармакологічній промисловості як лікарський засіб для стабілізації настрою.[5][6] Вони використовуються також при лікуванні біполярного розладу, де грають певну роль у лікуванні депресії і манії, і можуть зменшити шанси суїциду.[7] Найчастіше зі з'єднань літію застосовуються карбонат літію Li2CO3, цитрат літію Li3C6H5O7, сульфат літію Li2SO4 і оротат літію LiC5H3N2O4·H2O. Літій використовується також як анод у літієвих батареях, а його сплави з алюмінієм, кадмієм, міддю і марганцем використовуються для високоміцних частин літаків і космічних апаратів, наприклад, для зовнішнього паливного бака космічного корабля Спейс шаттл.[1]

Берилій[ред. | ред. код]

Докладніше: Берилій
Великий шмат берилію

Берилій (Be) — хімічний елемент з атомним номером 4, існує у вигляді9Be. При нормальній температурі і тиску берилій твердий, легкий, крихкий, двовалентний лужноземельний метал сіро-сталевого кольору, зі щільністю 1,85 г/см−3.[8] Він має одну з найвищих температур плавлення серед усіх легких металів. Найпоширенішим ізотопом берилію є9Be, який має 4 протона і 5 нейтронів. Він становить майже 100% усього природного берилію, і є єдиним стабільним ізотопом, однак штучно були синтезовані й інші ізотопи. У йонних з'єднаннях берилій втрачає два валентні електрони з утворенням катіона Be2+.

Небагато атомів берилію було синтезовано під час Великого Вибуху, хоча більшість з них розпались або брали участь в атомних реакціях при створенні більших ядер, таких як вуглець, азот і кисень. Берилій є одним з компонентів у 100 з понад 4000 відомих мінералів, таких як бертрандит Be4Si2O7(OH)2, берил Al2Be3Si6О18, хризоберил Al2BeO4 і фенакіт Be2SiO4. Дорогоцінні форми берилу — аквамарин, берил червоний і смарагд. Найпоширенішими джерелами берилію, що використовується у комерційних цілях, є берил і бертрандит, і при його виробництві використовується реакція відновлення фториду берилію за допомогою металевого магнію або електроліз розплавленого хлориду берилію, з невеликим вмістом хлориду натрію, оскільки хлорид берилію поганий провідник електрики.[8]

Завдяки високій жорсткості, невеликій масі і стабільності розмірів у широкому діапазоні температур, металевий берилій використовується як конструкційний матеріал в авіації, ракетній техніці і супутниковому зв'язку.[8] Він використовується як легуюча добавка у берилієвій бронзі, що використовується в електричних компонентах через її високу електро- і теплопровідність[9] Листи берилію використовуються у рентгенівських детекторах для фільтрації видимого світла і пропуску тільки рентгенівських променів.[8] Він використовується як сповільнювач нейтронів у ядерних реакторах, оскільки легкі ядра більш ефективні в уповільненні нейтронів, ніж важкі.[8] Низька маса і висока жорсткість берилію роблять зручним його застосування у високочастотних гучномовцях (твітерах).[10]

Берилій та його сполуки зараховані Міжнародним агентством з вивчення раку до 1 групи канцерогенів. Вони мають канцерогенні властивості щодо відношенню до людей і тварин.[11] Хронічний бериліоз є легеневим, гранулематозним захворюванням великого кола кровообігу, викликаним впливом берилію. Приблизно 1% — 15% людей чутливі до берилію, і у них можуть розвинутись запальні реакції дихальної системи та шкіри, які називаються хронічною берилієвою хворобою або бериліоз. Імунна система організму розпізнає берилій як чужорідні частинки і готує проти них атаку, зазвичай, у легенях, через які ці частинки вдихаются. Ця реакція може викликати лихоманку, втому, слабкість, нічні потовиділення і ускладнення дихання.[12]

Бор[ред. | ред. код]

Докладніше: Бор
Кристали Бору

Бор (B) — хімічний елемент з атомним номером 5, існує у вигляді ізотопів 10B і 11B. При нормальній температурі та тиску бор тривалентний металоїд, що має кілька алотропних форм. Аморфний бор є коричневим порошком, який утворюється як продукт багатьох хімічних реакцій. Кристалічний бор дуже твердий чорним матеріал з високою температурою плавлення, існуює у багатьох поліморфних модифікаціях. Найбільш поширеними є дві ромбоедричні модифікації: α-бор і β-бор, містять 12 і 106,7 атомів у ромбоедричній кліті відповідно, і 50-атомний бор з тетрагональною ґраткою. Бор має щільність 2,34−3.[13] Найпоширенішим у природі ізотопом бору є 11B (80,22% від усієї кількості бору), що містить 5 протонів і 6 нейтронів. Також зустрічається інший ізотоп 10B (19,78%) містить 5 протонів і 5 нейтронів.[14] Але це тільки стабільні ізотопи, а штучно були синтезовані й інші. Бор створює ковалентні зв'язки з іншими неметалами зі ступенями окиснення 1, 2, 3 і 4.[15][16][17] У чистому вигляді у природі бор не зустрічається, й існує тільки з'єднаннях, які звуться борати. Найпоширенішим джерелом бору є турмалін, бура Na2B4O5(OH)4 · 8H2O і керніт Na2B4O5(OH)4 · 2H2O.[13] Чистий бор досить важко отримати. Зробити це можна відновленням його магнієм з оксиду бору B2O3. Цей оксид одержують плавленням борної кислоти B(OH)3, яку у свою чергу отримують з бури. Трохи чистого бору можна отримати термічним розкладанням метилу бору BBr3 у газоподібному водні над гарячим дротом з танталу, який діє каталізатором.[13] Комерційно найважливішими джерелами бору є: пентагідрат тетраборату натрію Na2B4O7 · 5H2O, який у великих кількостях використовується при виробництві ізоляційного скловолокна і відбілювача з перборату натрію; карбід бору — керамічний матеріал, який використовується для виготовлення броньованих виробів, особливо бронежилетів для солдатів і співробітників міліції; борна кислота H3BO3, яку використовують у виробництві текстильного скловолокна і плоскопанельних дисплеїв; декагідрат тетраборату натрію Na2B4O7 · 10H2O і бура, яку використовують у виробництві клеїв; ізотоп бор-10 використовується в управлінні ядерними реакторами для захисту від ядерного випромінювання і у приладах для виявлення нейтронів.[14]

Бор є одним з найважливіших мікроелементів рослин, необхідний для створення і росту міцних клітинних мембран, ділення клітин, розвитку насіння і плодів, транспортування цукру і розвитку гормонів.[18][19] Проте концентрація його у ґрунті понад 1,0 мд може викликати некроз листя і поганий ріст. Рівень близько 0,8 мд може викликати ці ж симптоми у рослин особливо чутливих до бору. У більшості рослин, навіть не надто чутливих до наявності бору в ґрунті, ознаки отруєння бором з'являються при рівні вище 1,8 мд.[14] В організмі тварин бор є мікроелементом. У дієті людини щоденний прийом становить 2,1-4,3 мг бору у день на кілограм маси тіла.[20] Він також використовується як добавка для профілактики і лікування остеопорозу і артриту.[21]

Вуглець[ред. | ред. код]

Докладніше: Вуглець
Алмаз і графіт, два різних алотропи вуглецю

Вуглець (C) — хімічний елемент з атомним номером 6, в природі існує у ізотопах12C,13C і14C.[22] При нормальній температурі і тиску вуглець тверда речовина, що існує у різних аллотропних формах, найпоширенішими з яких є графіт, алмаз, фулерени і аморфний вуглець.[22] Графіт — м'який, матово-чорний напівметал з гексагональною кристалічною решіткою, з дуже хорошими провідними і термодинамічно стабільними властивостями. Алмаз має вельми прозорі безбарвні кристали з кубічними гратами і з поганими провідними властивостями, він найтвердіший з відомих природних мінералів і має найвищий показник заломлення серед усіх дорогоцінних каменів. На відміну від структур алмазу і графіту типу кристалічної решітки, фулерени, названі на честь Річарда Бакмінстера Фуллера, є речовинами, архітектура яких нагадує молекули. Є кілька різних фулеренів, найбільш відомим з яких є «бакмінстерфуллерен» C60, назва якого також пов'язана з іменем Річарда Бакмінстера Фуллера. Просторова структура цього фулерену нагадує геодезичний купол, винайдений Фуллером. Про фулеренів відомо поки небагато, вони є предметом інтенсивних досліджень.[22] Існує також аморфний вуглець, який не має кристалічної структури.[23] У мінералогії цей термін використовується для посилання на сажу і вугілля, хоча вони не є цілком аморфними, оскільки містять трохи графіту або алмазу.[24][25]

Найпоширенішим ізотопом вуглецю є12C зі шістьма протонами і шістьма нейтронами (98,9% від загальної кількості).[26] Стабільний також ізотоп13C із шістьма протонами і сімома нейтронами (1,1%).[26] Незначна кількість 14C також зустрічаються у природі, але цей ізотоп є радіоактивним і розпадається з періодом напіврозпаду 5730 років. Він використовується у методі радіовуглецевого датування.[27] Штучно синтезовані також інші ізотопи вуглецю. Вуглець утворює ковалентні зв'язки з іншими неметалами зі ступенями окиснення −4, −2, +2 і +4.[22]

Вуглець є четвертим за поширеністю елементом у Всесвіті за масою після водню, гелію і кисню,[28] другим у організмі людини за масою після кисню[29] і третім за кількістю атомів.[30] Існує майже нескінченна кількість сполук, що містять вуглець, завдяки здатності вуглецю утворювати стабільний зв'язок C — С.[31][32] Найпростішими вуглецевмісними молекулами є вуглеводні,[31] що складаються вуглецю і водню, хоча іноді вони мають у функціональних групах й інші елементи. Вуглеводні використовуються як паливо, для виробництва пластмас і у нафтохімії. Всі органічні сполуки, необхідні для життя, мають щонайменше один атом вуглецю.[31][32] У з'єднанні з киснем і воднем вуглець може утворювати багато груп важливих біологічних сполук,[32] включаючи цукор, лігнани, хітини, спирти, жири і ароматичні ефіри, каротиноїди і терпени. З азотом він утворює алкалоїди, а з додаванням сірки формує антибіотики, амінокислоти і гуму. З додаванням фосфору до цих елементів вуглець формує ДНК і РНК, хімічні коди носіїв життя, і аденозинтрифосфат (АТФ), що є найбільш важливими переносниками енергії для молекул у всіх живих клітинах.[32]

Азот[ред. | ред. код]

Докладніше: Азот
Рідкий азот

Азот (N) — хімічний елемент з атомним номером 7 і атомною масою 14,00674. При нормальних умовах азот у природі є інертним двоатомним газом без кольору, смаку і запаху, що становить 78,08% від обсягу атмосфери Землі. Азот було відкрито як складову частину повітря шотландським лікарем Даніелем Резерфордом 1772.[33] У природі він зустрічається у вигляді двох ізотопів: 14N і 15N.[34]

Багато важливих для промисловості речовини, такі як аміак, азотна кислота, органічні нітрати (ракетне паливо, вибухові речовини) та ціаніди, містять азот. У хімії чистого азоту переважає надзвичайно сильний хімічний зв'язок, у результаті чого виникають труднощі як для організмів, так і для промислового виробництва у руйнуванні цього зв'язку при перетворенні молекули N2 у корисні з'єднання. Але водночас таке успішне перетворення вивільнює багато енергії, якщо такі сполуки спалити, підірвати або іншим способом перетворити азот назад у газоподібний двоатомний стан.

Азот є у всіх живих організмах, а кругообіг азоту описує рух елемента з повітря у біосферу і органічні сполуки, і потім назад в атмосферу. Штучно створені нітрати є ключовими складниками промислових добрив, а також основними забруднюючими речовинами при виникненні евтрофікації водних систем. Азот є складовою частиною амінокислот, а, отже, білків і нуклеїнових кислот (ДНК і РНК). Він наявний у хімічній структурі практично всіх нейротрансмітерів і є визначальним компонентом алкалоїдів і біологічних молекул, що виробляються багатьма організмами.[35]

Кисень[ред. | ред. код]

Докладніше: Кисень

Кисень (O) — хімічний елемент з атомним номером 8. У природі зустрічається у вигляді16O,17O і 18O, серед яких найпоширенішим ізотопом є16O.[36]

Фтор[ред. | ред. код]

Докладніше: Фтор
Рідкий фтор в ампулі

Фтор (F) — хімічний елемент з атомним номером 9, що має єдиний стабільний ізотоп 19F.[37]

Неон[ред. | ред. код]

Докладніше: Неон
Неонова спектральна розрядна трубка

Неон (Ne) - хімічний елемент з атомним номером 10. Зустрічається в природі у вигляді20Ne, 21Ne і 22Ne.[38]

Примітки[ред. | ред. код]

  1. ↑ а б [1] at WebElements.
  2. ↑ а б Isotopes of Lithium. Berkley Lab, The Isotopes Project. Архів оригіналу за 2012-07-31. Процитовано 2008-04-21. 
  3. ↑ Krebs, Robert E. (2006). The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference Guide. Westport, Conn.: Greenwood Press. с. 47–50. ISBN 0-313-33438-2. 
  4. ↑ а б Kamienski et al. «Lithium and lithium compounds». Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. John Wiley & Sons, Inc. Published online '2004 '. DOI:10.1002/0471238961.1209200811011309.a01.pub2
  5. ↑ Cade J. F. J. (1949). Medical Journal of Australia (PDF) 2 (10): 349–52. PMID 18142718 http://www.who.int/docstore/bulletin/pdf/2000/issue4/classics.pdf Пропущений або порожній |title= (довідка).  Проігноровано невідомий параметр |Title= (можливо, |title=?) (довідка)
  6. ↑ P. B. Mitchell, D. Hadzi-Pavlovic (2000). Lithium treatment for bipolar disorder (PDF). Bulletin of the World Health Organization 78 (4): 515–7. PMC 2560742. PMID 10885179. 
  7. ↑ Baldessarini RJ, Tondo L, Davis P, Pompili M, Goodwin FK, Hennen J (October 2006). Decreased risk of suicides and attempts during long-term lithium treatment: a meta-analytic review. 8 (5 Pt 2). с. 625–39. PMID 17042835. doi:10.1111/j.1399-5618.2006.00344.x.  Проігноровано невідомий параметр |Journal= (можливо, |journal=?) (довідка)
  8. ↑ а б в г д [2] at WebElements.
  9. ↑ Standards and properties of beryllium copper.
  10. ↑ Information about beryllium tweeters.
  11. ↑ IARC Monograph, Volume 58. International Agency for Research on Cancer. 1993. Архів оригіналу за 2012-07-31. Процитовано 2013-01-25. 
  12. ↑ Information Архівовано 31 March 2001[Дата не збігається] у Wayback Machine. about chronic beryllium disease.
  13. ↑ а б в [3] at WebElements.
  14. ↑ а б в Properties of boron.
  15. ↑ WTML Fernando, L.C. O'Brien, P.F. Bernath. Fourier Transform Spectroscopy: B4 Σ--X4 Σ- (PDF). University of Arizona, Tucson. Архів оригіналу за 2012-07-31. Процитовано 2013-01-25. 
  16. ↑ KQ Zhang, B.Guo, V. Braun, M. Dulick, P.F. Bernath. Infrared Emission Spectroscopy of BF and AIF (PDF). University of Waterloo, Waterloo, Ontario. Архів оригіналу за 2012-07-31. Процитовано 2013-01-25. 
  17. ↑ [http ://lb.chemie.uni-hamburg.de/search/index.php? content=166/dGp23678 Compound Descriptions: B 2 F 4]. Landol Börnstein Substance/Property Index. 
  18. ↑ Functions of Boron in Plant Nutrition (PDF). US Borax Inc. Архів оригіналу за 2003-08-18. Процитовано 2013-01-25. 
  19. ↑ Blevins, Dale G.; Lukaszewski, Krystyna M. (1998). Functions of Boron in Plant Nutrition. Annual Review of Plant Physiology and Plant Molecular Biology 49: 481–500. doi:10.1146/annurev.arplant.49.1.481.  Проігноровано невідомий параметр |Pmid= (можливо, |pmid=?) (довідка)
  20. ↑ Zook EG and Lehman J. (1965). 850-5 48.  Проігноровано невідомий параметр |Journal= (можливо, |journal=?) (довідка)
  21. ↑ Boron. PDRhealth. Архів оригіналу за 2008-05-24. Процитовано 2008-09-18. 
  22. ↑ а б в г [4] at WebElements.
  23. ↑ .org/goldbook/A00294.pdf Amorphous carbon (pdf). IUPAC Compendium of Chemical Terminology (вид. 2nd). International Union of Pure and Applied Chemistry. 1997. 
  24. ↑ Vander Wal, R. (May 1996). Soot Precursor Material: Spatial Location via Simultaneous LIF-LII Imaging and Characterization via TEM (PDF). NASA Contractor Report (198469). Архів оригіналу за 17 липень 2009. 
  25. ↑ [http ://www.iupac.org/goldbook/D01673.pdf diamond-like carbon films] (pdf). IUPAC Compendium of Chemical Terminology (вид. 2nd). International Union of Pure and Applied Chemistry. 1997. 
  26. ↑ а б edu.au/media/17-dasgupta-slides.pdf Presentation about isotopes by Mahananda Dasgupta of the Department of Nuclear Physics at Australian National University.
  27. ↑ Plastino, W.; Kaihola, L.; Bartolomei, P.; Bella, F. Cosmic Background Reduction In The Radiocarbon Measurement By Scintillation Spectrometry At The Underground Laboratory Of Gran Sasso. Radiocarbon 43 (2A): 157–161.  Проігноровано невідомий параметр |Year= (можливо, |year=?) (довідка); Проігноровано невідомий параметр |Format= (можливо, |format=?) (довідка)
  28. ↑ Ten most abundant elements in the universe, taken from «The Top 10 of Everything», 2006, Russell Ash, page 10. Архів оригіналу за 10 лютий 2010. Процитовано 25 січень 2013. 
  29. ↑ Chang, Raymond (2007). Chemistry, Ninth Edition. McGraw-Hill. с. 52. ISBN 0-07-110595-6. 
  30. ↑ Freitas Jr., Robert A. (1999). Nanomedicine,. Landes Bioscience. Tables 3-1 & 3-2. ISBN 1570596808. 
  31. ↑ а б в Structure and Nomenclature of Hydrocarbons. Purdue University. Архів оригіналу за 2012-07-31. 
  32. ↑ а б в г Alberts, Bruce; Alexander Johnson, Julian Lewis, Martin Raff, Keith Roberts, Peter Walter. gov/books/bv.fcgi? highlight=carbon & rid=mboc4.section.165 Molecular Biology of the Cell. Garland Science. 
  33. ↑ Lavoisier, Antoine Laurent (1965). Elements of chemistry, in a new systematic order: containing all the modern discoveries. Courier Dover Publications. с. 15. ISBN 0486646246. 
  34. ↑ [5] at WebElements.
  35. ↑ Rakov, Vladimir A.; Uman, Martin A. (2007). id=TuMa5lAa3RAC & pg=PA508 Lightning: Physics and Effects. Cambridge University Press. с. 508. ISBN 9780521035415. 
  36. ↑ Oxygen Nuclides/Isotopes. EnvironmentalChemistry.com. 
  37. ↑ National Nuclear Data Center. org/69YsFi5bQ NuDat 2.1 database - fluorine-19. Brookhaven National Laboratory. Архів оригіналу за 2012-07-31. 
  38. ↑ Neon: Isotopes. Softciências. Архів оригіналу за 2012-07-31. 

Джерела[ред. | ред. код]

  • Greenwood N. N., Earnshaw A. Chemistry of the Elements. — 2nd. — Oxford : Butterworth-Heinemann, 1997. — 1341 p. — ISBN 0-7506-3365-4. (англ.)
  • Cotton F. A., Murillo C. A., Bochmann M. Advanced inorganic chemistry. — 6th — New York: Wiley-Interscience, 1999. — ISBN 0-471-19957-5. (англ.)
  • Housecroft C. E., Sharpe, A. G. Inorganic Chemistry. — 3rd. — Prentice Hall, 2008. — ISBN 978-0-13-175553-6. (англ.)
  • Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М. : Высшая школа, 2001. — ISBN 5-06-003363-5. (рос.)
  • Лидин Р. А. Справочник по общей и неорганической химии. — М. : КолосС, 2008. — ISBN 978-5-9532-0465-1. (рос.)
  • Некрасов Б. В. Основы общей и неорганической химии. — М. : Лань, 2004. — ISBN 5-8114-0501-4. (рос.)
  • Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М. : МГУ, 1991, 1994. (рос.)
  • Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. — М. : Высший химический колледж РАН, 2002. — ISBN 5-88711-168-2. (рос.)
Періодична система хімічних елементів
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
Лужні метали Лужноземельні метали Лантаноїди Актиноїди Перехідні метали Постперехідні метали Суперактиноїди Напівметали Інші неметали Галогени Благородні гази
Властивості
Метали Неметали невідомі
CHEM: Це незавершена стаття з хімії.
Ви можете допомогти проекту, виправивши або дописавши її.
Отримано з https://uk.wikipedia.org/w/index.php?title=Період_2_періодичної_системи_елементів&oldid=25006002